Взаимосвязь кратности, длины и энергии связи с - с, с - о и n - n

Связь	Длина (Ao)	Е кДж/м	Связь	Длина (Ao)	Связь	Длина (Ao)
С−С	1,54	348	С−О	1,43	N – N	1,47
С=С	1,33	614	С=О	1,23	N = N	1,24
С≡С	1,31	839	С≡O	1,13	N N	1,10

Одинарная связь всегда является σ-связью, в двойных связях - одна σ-связь и одна π-связь, в тройной связи – одна σ-связь и две π-связи.

σ-связи, образуемые S-электронами, являются неориентированными в пространстве, тогда как σ-связи, образованные с участием р-электронов, должны располагаться под углом 90⁰ (р_х, р_у, р_z). Опыты показывают, что в молекулахPH₃, AsH_3, SbH₃ центральные атомы имеют по 3 неспаренных р-электрона. Связи между центральными атомами и атомами водорода абсолютно равноценны и расположены в пространстве под углами 90-93⁰.

Большое число атомов образует связи с участием электронов разных подуровней. Например, у бериллия, бора и углерода в образовании связей участвуют s- и p-электроны второго уровня. Энергия σ-связей, образованных электронами разных подуровней, должна различаться. Однако экспериментально доказано, что в таких молекулах, как BeCl₂, BF₃, CH₄, все связи абсолютно равноценны по энергии и молекулы являются абсолютно симметричными.

Теоретическое обоснование этих фактов было предложено Слейтером и Поллингом в виде теории гибридизации атомных орбиталей центрального атома в молекуле.

В нормальном состоянии атом углерода имеет следующую электронную структуру:

С

2s 2p

В данном состоянии атом углерода за счет имеющихся двух неспаренных электронов может образовать две ковалентные связи (одну σ- и одну π-связь). Однако для углерода более характерны соединения, в которых каждый его атом связан с соседними четырьмя ковалентными связями (СО₂, СН₄, С₂Н₆ и т.д.). Это оказывается возможным благодаря тому, что при затрате небольшого количества энергии один из имеющихся спаренных s-электронов переходит на 2р-подуровень, а атом переходит в возбужденное состояние, и при этом число неспаренных электронов возрастает до четырех.

31

С С^*

2s 2p

У возбужденного атома в момент образования химической связи под действием поля соседних атомов происходит перестройка валентных орбиталей, в результате которой они становятся равными по энергии (вырожденными) и по форме. Процесс смешивания и вырождения атомных орбиталей называется гибридизацией, для него характерно образование «равноценных» или вырожденных орбиталей, которые имеют форму сильно вытянутой в одну сторону восьмерки и

усредненную энергию. Процесс гибридизации требует затрат энергии, однако эти затраты перекрываются энергией, которая выделяется при образовании более прочных связей.

В процессе гибридизации могут принимать участие не только одноэлектронные орбитали, но и орбитали с несвязывающими электронными парами. Гибридные орбитали несут на себе одноименные заряды и отталкиваются друг от друга на возможно большее расстояние.

Существуют три основные предпосылки для процесса гибридизации.

1. Химические связи образуются электронами, находящимися на разных подуровнях, не сильно отличающихся по энергии.

2. Валентные орбитали должны обладать достаточной электронной плотностью, т.е. иметь небольшой радиус.

3. Возможность достаточно большой степени перекрывания гибридных орбиталей с орбиталями переферийных атомов.

В зависимости от того, орбитали каких подуровней подвергаются гибридизации, различают несколько типов этого явления и соответственно различные пространственные формы молекул.

sp-Гибридизация. Этот вид гибридизации характерен для элементов IIA группы периодической системы Ве, Мg, Ca и Ba, имеющих электронную конфигурацию ns².

Ве

2s 2p

Для участия в образовании химических связей по обменному механизму атом Ве должен перейти в возбужденное состояние:

Ве*